niet-metaal

Hoofdstuk 3
Stoffen en reacties
Elektrisch geleidingsvermogen
en naamgeving
 Stoffen kunnen worden ingedeeld in groepen door te kijken
naar het elektrisch geleidend vermogen.
Wat is elektrische stroom?

Letterlijk: transport van geladen deeltjes
Er zijn twee mogelijkheden:
1) Elektronen die door een draad bewegen
(natuurkunde)
2) Ionen
(alleen in vloeibare fase of in oplossingen)
Drie groepen
 Moleculaire stoffen (niet- metalen)
 Zouten (metaal + niet- metaal)
 Metalen (metalen)
Moleculaire stoffen




Bestaan alleen uit niet-metaal atomen
Bevatten atoombindingen
Geleiden nooit stroom
Voorbeelden:
Aardgas CH4
Zuurstof O2
Glucose C6H12O6
Verbinding
 Als de atomen verschillend zijn
Bijvoorbeeld:
NO2 Stikstofdioxide
http://vimeo.com/4433312
Zuiver water is een moleculaire stof en kan
geen stroom geleiden.
 Opstelling:
Voorbeelden
 Kaarsvet bestaat uit stearinezuur en heeft de volgende
formule: C17H35COOH
Kan gesmolten kaarsvet stroom geleiden?




Oplossing
Kijk naar de formule van kaarsvet:
Kijk met behulp van Binas tabel 99 of de atomen in
kaarsvet niet-metalen zijn
Ja C = niet metaal H= niet metaal O = niet metaal
Kaarsvet is moleculair kan dus geen stroom geleiden
Geleiding in
vaste
toestand
Geleiding in
vloeibare
toestand
Formule
Soort stof
Bouwstenen
Moleculair
Ongeladen
moleculen
Nee
Nee
niet-metalen
Zouten
Ionen
Nee
Ja
metaal-/nietmetaal
Metalen
vrije elektronen
Ja
Ja
metalen
Bouw van moleculaire stoffen
 Molecuulrooster
 De molecuulstructuur bepaalt de vorm van het
rooster
Bouw van zouten
 Bevatten positieve ionen en negatieve ionen
 Sterke binding door ladingsverschil
 Ionrooster
Bouw van metalen
 Metaalrooster
 Elektronen bewegen zich vrij langs de positieve
metaal- ionen
Binding in moleculen
Molecuulformule
 Aan een molecuulformule kun je zien hoeveel en
welke atomen aan elkaar zijn gebonden.
Bijvoorbeeld :
Water: notatie :3 H2O
coëfficent
index
3 moleculen water die elk bestaan uit 2
waterstof en 1 zuurstofatoom
Systematische naamgeving
Moleculaire stoffen
 Wat is de chemische naam van water?
H2O
Het eerste symbool = volledige naam
= waterstof
Het tweede symbool krijgt het achtervoegsel ide
= oxide
Systematische naamgeving
 De index 2 in de molecuulformule geven we aan
met een voorvoegsel di
(BINAS 66C): diwaterstof
INDEX
voorvoegsel
1
mono
2
di
3
tri
4
tetra
5
penta
6
hexa
Tweede symbool
O
Naam
oxide
S
N
P
H
sulfide
nitride
fosfide
hydride
Voorbeeld 1:
H2O diwaterstofmono-oxide
Voorbeeld 2
Systematische naam PCl5
 Index P-atoom: 1  (mono)
 Index Cl-atoom: 5  penta
 De naam wordt dan:
(mono)fosforpentachloride
Voorbeeld 3
 Systematische naam P2O5
 Index P-atoom: 2  di
 Index O-atoom: 5  penta
 De naam wordt dan difosforpentaoxide
telwoord- atoomsoort- telwoord-atoomsoort-ide
Voorbeeld 4
 As2Br3





As = niet-metaal
Br = niet-metaal
Index As = 2  di
Index Br = 3  tri
Naam: diarseentribromide
Triviale namen
Naam
formule
Glucose
C6H12O6
Methaan
CH4
Water
H 2O
Waterstofperoxide
H 2O2
3.3 Atoombindingen
Structuurformule
 Kun je zien hoe de atomen in een molecuul zijn
gebonden
 Atoombindingen worden aangegeven met
streepjes.
 Een atoombinding wordt ook wel covalente binding
genoemd.
Covalentie
 Getal dat aangeeft hoeveel atoombindingen
een atoomsoort kan vormen.
Elementen
H, F, I, Cl , Br
O, S
N, P
C, Si
Groep
1 of 17
6
5
4
Covalentie
1
2
3
4
Structuurformules
pentaan
2- methylbutaan
Atoom(covalente)binding
 Elk atoom levert per atoombinding 1e-.
De 2e- samen noemt men het:
bindings- of gemeenschappelijk e- - paar
Als moleculen kapot gaan worden er atoombindingen
verbroken.
ion versus covalente
atoombinding
Waterstof heeft maar 1e- dus
kan ook nooit meer dan 1
binding vormen.
Alleen de e- in de buitenste
schil spelen een rol, deze enoemt de valentie-e-.
Meervoudige bindingen
 Een koolstofatoom heeft covalentie 4. Er moeten dus
altijd vier bindingen om heen getekend worden, dit
heeft soms tot gevolg dat er een meervoudige binding
ontstaat.
 Voorbeelden:
Etheen (C2H4)
HCN
etheen
Wat is elektronegativiteit?
Elektronegativiteit is een getal dat aangeeft
hoe sterk een atoom elektronen aantrekt.
Hoe groter de elektronegativiteit, hoe
sterker een atoom elektronen aantrekt.
De elektronegativiteit kun je opzoeken in
binas-tabel 40A.
De atoombinding tussen twee atomen in een
moleculaire stof wordt gevormd door een
gemeenschappelijk elektronenpaar tussen
die twee atomen. Als voorbeeld kiezen we
de atoombinding in een HCl-molecuul:
Uit tabel 40A blijkt dat de EN van chloor 2,8
bedraagt. De EN van waterstof is 2,1.
Het chlooratoom trekt dus sterker aan de ein de atoombinding dan het waterstofatoom.
ONTHOUD:
ΔEN ≤ 0,4
gewone atoombinding
0,4 < ΔEN < 1,7 polaire atoombinding
ΔEN > 1,7
ionbinding
Polaire atoombinding
In het voorbeeld hierboven zag je dat het
verschil in EN (ΔEN) tussen de twee atomen
0,7 was.
We noemen de atoombinding in een HClmolecuul daarom ook wel een:
polaire atoombinding
omdat ΔEN groter is dan 0,4.